reacoes quimica

Escola Profissional da Raia de Idanha – a – Nova

Docente:

Elisa Nunes

Disciplina:

Físico – Química

Trabalho Realizado por:Vanessa Freire Nº222ºAno de Energias RenováveisAno Lectivo: 2009/2010

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Índice

ConteúdoIntrodução................................................................................................................................3

Reacção de Oxidação – Redução.....................................................................................4

Números de Oxidação..........................................................................................................6

Regras na determinação de números de oxidação...................................................8

Reacção de Oxidação – redução, espécie Oxidada e espécie Reduzida............8

Oxidação – Redução, Semi – Equação de Oxidação e Semi – Equação de Redução...................10

Acertar Equações de Oxidação – Redução,................................................................10

Pares Conjugados Oxidação – Redução.......................................................................15

Reactividade de Espécies Químicas ao poder Redutor/Oxidante e Oxidar/Reduzir......................................................................................................................16

Expressão Matemática da Constante de Equilíbrio.................................................17

Conclusão...............................................................................................................................19

Bibliografia.............................................................................................................................20

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Introdução

Este trabalho é sobre Reacções, Óxido de Redução, e tem como base finalizar assim o Módulo XI.

Este trabalho tem como finalidade ficar a perceber e adquirir os conhecimentos em relação:

Oxidação – Redução.

Saber identificar cada uma delas;

Acertar Equações…

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Reacção de Oxidação – Redução

Reacção de óxido redução é aquela que ocorre com transferência

de electrões, mas como nós não conseguimos enxergar os electrões o

número de Oxidação (Nox) nos mostra o que ocorre com os electrões,

portanto, se ocorrer variação do Nox teremos uma reacção de óxido

redução.

Reacção de óxido - redução

Transferência de electrões

Variação do Nox

OXIDAÇÃO

Quando um elemento doa electrões o seu nº de oxidação

aumenta, dizemos que ele sofreu uma oxidação.

Mg Mg+2 0 +2 O Nox aumentou doou electrões então oxidou

REDUÇÃO

Quando um elemento recebe electrões seu nº de oxidação

diminui, dizemos que ele sofreu uma redução.

O2 O-2 0 -2 O Nox diminuiu recebeu electrões reduziu.

2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) 0 0 +2 –2

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Oxidou

Reduziu

Quando uma substância encontra a outra, uma sofre redução e

provoca na outra a oxidação, por outro lado, a outra substância sofre

oxidação e provoca a redução. Formando o que conhecemos por

agente oxidante e agente redutor.

AGENTE REDUTOR

É a substância que contém o elemento que sofre oxidação é a

substância que provoca a redução.

REDUTOR - Mg

AGENTE OXIDANTE

É a substância que contém o elemento que sofre redução é a

substância que provoca a oxidação.

OXIDANTE - O2

Números de Oxidação

Hidrogénio e Metais Alcalinos

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Considera – se a sua posição, como pertencendo ao grupo 1, por

apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos. Outros,

colocaram-no como se pertence-se ao grupo 17, devido a formação

do íão H+ (hidratos).

O elemento encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas,

não estando situado em nenhum grupo.

Fig1 Hidrogénio zona azul.

Oxigénio

Eles são caracterizados pela configuração electrónica ns2 np4 da

sua camada de valência, e são todos não-metais. Formam compostos

com metais e com hidrogénio quando o número de oxidação é – 2.

Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos

do grupo formam compostos com outros elementos do seu próprio

grupo, ou com os elementos do grupo 17, os halogéneos.

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Metais Alcalino Terrosos

São eles o Hidrogénio, lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e

frâncio.

Os elementos do grupo 1 são caracterizados pela configuração

electrónica da camada de valência, ns1. Todos ocorrem como íões

+1.

Com excepção do hidrogénio, todos são metais e não são

encontrados livres na natureza. Reagem com quase todos os metais.

Eles são chamados de metais alcalinos, porque reagem com a

água, formando hidróxidos (MOH, Metal alcalino).

Os átomos de hidrogénio são os mais simples, de todos os

elementos químicos. Ele é formado por duas partículas sub -

atómicas: um protão e um electrão.

Apesar de possuir a mesma configuração electrónica da camada

de valência dos elementos do grupo 1, ns1, o hidrogénio é um não-

metal. No estado elementar é encontrado como moléculas diatómicas

(H2).

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Regras na determinação de números de oxidação

Para a determinação do número de oxidação devem seguir-se

algumas regras básicas:

Regras Básicas:

1. O número de oxidação de um elemento no estado livre (quando não está combinado) é igual a zero;

2. Quando se encontra combinado o número de oxidação do hidrogénio é sempre +1 (salvo nos hidratos metálicos em que toma o valor -1).

3. No caso do oxigénio o número de oxidação é -2, à excepção dos peróxidos em que é igual a -1 e dos super óxidos onde é igual a -0,5. Quando ligado ao flúor, dado que este é mais electronegativo que o oxigénio, será o flúor que apresenta número de oxidação -1.

4. Os iões monoatómicos têm o número de oxidação igual à sua própria carga;

5. A soma dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula tem de ser igual a zero (regra da electroneutralidade);

6. A soma dos números de oxidação de todos os átomos de um ião poli atómico é sempre igual à carga do ião.

Reacção de Oxidação – redução, espécie Oxidada e espécie Reduzida

Nem todos os elementos têm a mesma capacidade de captar ou

ceder electrões, isto é, os elementos não possuem todos o mesmo

poder oxidante ou redutor. Desta forma alguns compostos

apresentam maior capacidade para actuar como oxidantes enquanto

outros como redutores.

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Quando se deixa cair sódio numa tina com água, observa-se a

libertação de hidrogénio, o que mostra a redução da água,

acompanhada da correspondente oxidação do sódio. No entanto, o

mesmo não sucede se deixar cair prata ou outros metais em água,

indicando, portanto, que o sódio tem um poder redutor maior do que

a prata.

Uma forma de comparar o poder redutor ou oxidante de dois

elementos é através da sua reacção. De um modo geral simples se

na reacção:

M+  +  N  →  N+  +  M

A reacção pode progredir até uma situação final em que exista

mais M do que N, pode dizer-se que o elemento M oxida o composto

N. Desta forma o catião M+ tem um maior poder oxidante que o catião

N+, e de forma semelhante conclui-se que o elemento N tem um

maior poder redutor doque o elemento M.

Tendo em conta estes conceitos é possível estabelecer uma

ordem dos pares conjugados em que os pares são ordenados por

ordem crescente de acordo com o poder oxidante das respectivas

espécies oxidadas.

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Oxidação – Redução, Semi – Equação de Oxidação e Semi – Equação de Redução.

Número de Oxidação 0 +2 +2 0Equação Química Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+ +

Cu(s) Aumento do n.º de oxidação: Oxidação

Diminuição do n.º de Oxidação: Redução

Semi – equação de oxidação: Zn (s) Zn2+(aq) + 2eSemi – equação de redução: Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)

Eq. Global de Oxidação – Redução: Zn (s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Acertar Equações de Oxidação – Redução, Meio Ácido e Meio Alcalino pelo Método Misto.

Meio Ácido:

Fe2+ + Cr2O72- → Fe3+ + Cr3+

Para se proceder ao acerto desta equação há que, em primeiro

lugar determinar os números de oxidação de cada espécie para se

poder determinar as semi-reacções de oxidação e de redução.

Neste caso, observando os iões de Fe, verifica-se que passa do

estado de oxidação +2 para +3, isto é, aumenta, o que corresponde a

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dizer que ocorre uma oxidação. Evidentemente para a outra espécie

(Cr2O72-) deverá ocorrer uma redução.

Assim o número de oxidação do Cr em Cr2O72- pode ser calculado da

seguinte forma:

E para a espécie Cr3+ é, claramente, +3. Assim podemos

confirmar que há uma diminuição do estado de oxidação do crómio

que corresponde à redução.

Assim, as semi-reacções de oxidação e redução são:

Oxidação: Fe2+ → Fe3+

Redução: Cr2O72- → Cr3+

Agora devem-se acertar os átomos, à excepção dos de oxigénio

e hidrogénio, em cada semi-reacção. Neste caso trata-se apenas dos

de Fe e Cr.

Oxidação: Fe2+ → Fe3+

Redução: Cr2O72- → 2 Cr3+

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Agora ir-se-á acertar o número de átomos de oxigénio, mas para

tal atribuir-se que se está em meio ácido. Assim adiciona-se H2O e H+

do lado onde existe deficiência de cada espécie até se acertarem as

massas.

Oxidação: Fe2+ → Fe3+

Redução: Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O (que fica)

Cr2O72- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O

Torna-se agora necessário acertar as cargas por adição de

electrões ao lado de cada semi-reacção que apresenta deficiência

destas.

Oxidação: Fe2+ → Fe3+ + 1e-

Redução: Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O

Para que o número de electrões nas semi-reacções seja igual,

tem de se proceder ao mínimo múltiplo comum entre estas:

Oxidação: 6 Fe2+ → 6 Fe3+ + 6e-

Redução: Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O

Por fim efectua-se a soma das semi-reacções para se obter a

reacção global, devidamente acertada:

6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ + 6e- → 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 6e-

Neste caso os únicos elementos da equação química que se

anulam são os electrões e a equação simplificada fica:

6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ → 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O

Meio Alcalino

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Para este método torna-se imprescindível conhecer a variação

dos números de oxidação dos elementos presentes na reacção. A

soma algébrica das variações dos números de oxidação em reagentes

e produtos tem de ser nula.

A igualdade da carga eléctrica nos dois membros da equação

que traduz a reacção química é conseguida adicionando ao membro

conveniente ião , se a reacção ocorrer em meio ácido, ou iões

, se a reacção ocorrer em meio alcalino.

Escrever a equação que traduz a reacção de oxidação do

nitrito de sódio pelo permanganato de potássio, em meio

alcalino, com a formação de nitrato de sódio e dióxido de

manganês.

Escrita dos reagentes e produtos da reacção

Cálculo e anotação dos números de oxidação dos átomos dos

elementos intervenientes:

Variação do número de oxidação do azoto: +2

Variação do número de oxidação do manganês: -3

Na equação têm de figurar três átomos de azoto por cada dois de

manganês.

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Acerto da carga eléctrica por adição de iões

Acerto do número de átomos de hidrogénio, por adição de

moléculas de água ao membro conveniente

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Pares Conjugados Oxidação – Redução

Reacções são reacções em que há transferência de electrões.

Uma espécie só se comporta como oxidante na presença de um

redutor e  vice – versa.

Nas reacções uma espécie que cede um ou mais electrões

(redutor) dá origem a outra espécie (oxidante) capaz de aceitar

esse(s) electrão(ões), regenerando a primeira espécie. Estas espécies

constituem um par redutor – oxidante conjugado.

Exemplo:

            Examinando o que aconteceu ao zinco metálico e ao ião

Cu2+ na reacção anterior, pode reconhecer-se um aspecto importante

das reacções de oxidação – redução:

Zn (s) --> Zn2+ (aq) + 2 e-          Semi – equação de oxidação

Cu2+ (aq) + 2 e- -> Cu (s)          Semi – equação de redução

            De cada vez que um redutor “cede” electrões forma-se

um oxidante que pode “captar” electrões, na reacção em sentido

contrário. Contrariamente, de cada vez que um oxidante “capta”

electrões, forma-se um redutor, que pode “ceder” electrões na

reacção em sentido contrário.

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            É a partir da ideia de que os oxidantes e os redutores

estão associados que surge a designação par redutor – oxidante

conjugado ou par conjugado. Assim, para a reacção anterior os

pares conjugados são: Zn / Zn2+ e  Cu / Cu2+.

Reactividade de Espécies Químicas ao poder Redutor/Oxidante e Oxidar/Reduzir

Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são

os metais altamente electropositivos, como o sódio, que facilmente

reduz os compostos de metais nobres e também liberta o hidrogénio

da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o

ozónio.

O carácter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros

compostos que participam da reacção, e da acidez e alcalinidade do

meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração

de elementos ácidos. Entre as reacções mais conhecidas -- as

reacções bioquímicas -- inclui-se a corrosão, que tem grande

importância industrial.

Um caso particularmente interessante é o do fenómeno chamado

auto-reacção, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e

redução na mesma reacção. Isso ocorre entre halogéneos e

hidróxidos alcalinos. Na reacção com o hidróxido de sódio a quente, o

cloro (0) sofre auto - redução: que se oxida para clorato (+5) e se

reduz para cloreto (-1):

6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O

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Expressão Matemática da Constante de Equilíbrio

O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das

concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o

sistema está em equilíbrio.

        A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das

velocidades das reacções directas e inversa.

    aA        +        bB        =         cC        +        dD

        A velocidade da reacção é dada por

        V = k.[A]a.[B]b

        É importante lembrar que a água e espécies sólidas não são

consideradas, os reagentes participam na equação da velocidade. A

velocidade depende exclusivamente dos reagentes e não dos

produtos.

        A constante de equilíbrio, também chamada de Ke, é obtida

pela divisão da velocidade da reacção inversa pela velocidade da

reacção directa.

        Uma maneira mais simples de obter a equação da Ke para a

reação

        AgCl(S)        =         Ag+        +        Cl-

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        É calcular o quociente dos produtos pelos reagentes

excluindo espécies sólidas e a água. O resultado é o mesmo.

        Ke = [Ag+][Cl-]

Estas concentrações são aquelas obtidas durante o equilíbrio

químico, ou seja, são constantes.

        A unidade da constante de equilíbrio é geralmente expressa

em (mol/L)x onde x é o resultado aritmético da expressão das letras

minúsculas (c+d-a-b).

        Tendo em mente o que significa a constante de equilíbrio

(razão entre concentração de produtos e reagentes) podemos

entender algumas de suas finalidades.

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Conclusão

Sempre que o número de oxidação de um elemento aumenta

ocorre uma oxidação; no caso de se dar uma redução o número de

oxidação diminui.

Conclui-se, então, que numa reacção de oxidação-redução existe

sempre variação do número de oxidação de dois elementos.

Este poder oxidante é medido pelo seu potencial normal de

redução, isto é, quanto maior for o potencial normal de redução de

um dado par espécie oxidada/espécie reduzida, maior será a

tendência da espécie oxidada desse par se transformar na respectiva

espécie reduzida, oxidando outras espécies químicas.

Sempre que o número de oxidação de um elemento aumenta

ocorre uma oxidação; no caso de se dar uma redução o número de

oxidação diminui.

Conclui-se, então, que numa reacção de oxidação-redução existe

sempre variação do número de oxidação de dois elementos.

Se em vez de par redutor – oxidante conjugado se disser par

conjugado         oxidante – redutor ou par conjugado de oxidação –

redução, escreve-se em primeiro lugar o oxidante e depois o redutor

conjugado.

 Este poder oxidante é medido pelo seu potencial normal de

redução, isto é, quanto maior for o potencial normal de redução de

um dado par espécie oxidada/espécie reduzida, maior será a

tendência da espécie oxidada desse par se transformar na respectiva

espécie reduzida, oxidando outras espécies químicas.

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Bibliografia

       http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902229-oxi-redu%C3%A7%C3%A3o-_-conceitos-oxida%C3%A7%C3%A3o/http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/oxidacao-e-reducao

http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=277

http://www.e-escola.pt/search_results.asp

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